Chemia nieorganiczna

Kolorymetria

1. Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest przygotowanie serii roztworów wzorcowych monosalicylanu żelaza (III) różniących się stężeniem substancji., otrzymanie za pomocą kolorymetru lub spektofotometru widm absorbcyjnych w określonym zakresie długości fal dla 3 roztworów o znanym stężeniu i wyznaczenie analitycznej długości fali, zmierzenie absorbancji roztworów wzorcowych przy wyznaczonej analitycznej długości fali, wykreślenie krzywej analitycznej zależności A = f(c) oraz oznaczenie stężenia jonów żelaza (III) w roztworze soli otrzymanym do analizy.

1. Wstęp teoretyczny

Metody spektroskopowe- jest to zespół metod w chemii i fizyce zajmujących się badaniem przejawów oddziaływania między promieniowaniem elektromagnetycznym a materią (zbiorem atomów, cząsteczek itd.) oraz badaniem na tej podstawie budowy i właściwości atomów, cząsteczek i jąder atomów

Analiza kolorymetryczna (kolorymetria)- metoda spektroskopowa wykorzystująca zjawisko pochłaniania (absorpcji) światła przez roztwory do ilościowego oznaczania substancji barwnych lub barwiących się w wyniku reakcji oznaczonej składnika z odpowiednim odczynnikiem.

Prawo Lamberta-Beera- jest to podstawowe prawo spektroskopii absorpcyjnej. Absorpcja promieniowania przepuszczalnego przez ośrodek jest proporcjonalna do grubości warstwy absorpcyjnej i stężenia substancji rozpuszczonej w wodzie

A= ε· c · l

Gdzie:

A- Absorbancja (wartość mierzona absorpcji).

l- grubość warstwy absorbującej, zwykle grubość kuwety w której umieszcza się roztwór, [cm]

c- stężenie molowe roztworu [mol/dm³]

ε- współczynnik proporcjonalności, tzw. Molowy współczynnik absorbancji (molowy współczynnik pochłaniania), [dm³/(mol·cm)]. Jego wartość w stałych warunkach ciśnienia, temperatury oraz długości fali elektromagnetycznej jest wielkością stałą, charakterystyczną dla danej substancji, niezależną od jej stężenia

prawo addytywności absorpcji- Jeżeli w roztworze znajduje się wiecej niż jedna substancja absorbująca promieniowanie, to absorbancja tego roztworu jest różna sumie absorbancji jego poszczególnych składników

A= A₁+ A₂+A₃+…+A_n

Wykres zależności absorbancji od stężenia roztworu jest w pewnym zakresie stężeń linią prostą, wtedy spełnia on prawo Lamberta-Beera. Jeżeli w roztworach stężonych występuje wzajemne oddziaływanie cząsteczek substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, to te prawo przestaje być spełnione.

Transmitacja- wartość mierzona przepuszczalności

A=-logT

Gdzie:

A- Absorbancja

T- transmitacja

Absorbancja zależna jest od długości fali promieniowania padającego. Przepuszczając przez roztwór barwny światło białe o różnej długości fal i mierząc wartości absorbancji, uzyskuje się krzywą absorpcji (widmo absorpcyjne).

Analityczna długość fali- jest to długość fali przy której występuje największa absorbancja i najmniejsza transmitacja

Wykres wzorcowy- jest to wykres zależności A=f(c), dzięki niemu można określić stężenie roztworu któremu określiło się absorbancję.

1. Wykonanie ćwiczenia

• Przygotowanie roztworów wzorcowych

1. Otrzymany od prowadzącego roztwór soli Fe³⁺ w kolbie 250 cm³ dopełnić wodą destylowaną do kreski i wymieszać. W 1 cm³ tak przygotowanego roztworu znajduje się 4,5 * 10^-5 gramów jonów żelaza (III).

2. Napełnić tym roztworem biuretę i do dziesięciu ponumerowanych kolb miarowych o pojemności 50 cm³ odmierzyć z biurety kolejno : 4, 6, 8, 10, 12, 14, 16, 18, 20, 22 cm³ roztworu.

3. Do każdej z kolb dodać 5 cm³ roztworu kwasu salicylowego i po uzupełnieniu wodą destylowaną do 50 cm³ dobrze wymieszać. Otrzymuje się w ten sposób roztwory wzorcowe o różnym stężeniu monosalicylanu żelaza (III), a więc o różnej liczbie gramów jonów żelaza (III) związanych w kompleks z kwasem salicylowym.

• Wyznaczanie analitycznej długości fali

1. Zmierzyć absorbancję dla 4., 7. i 10. z kolei roztworu wzorcowego w zakresie długości fal 390 – 610 nm, zmieniając długość fal co 20nm. Jako odnośnik zastosować wodę destylowaną.

2. Wyniki pomiarów zestawić w tabeli.

3. Na podstawie tabeli sporządzić wykresy zależności A = f (ᴧ) i znaleźć analityczną długość fali ᴧ_max.

• Pomiary roztworów wzorcowych i wyznaczanie wykresu wzorcowego.

1. Ustawić w aparacie długość fali odpowiadającą wartości analitycznej długości fali, znalezionej w poprzednim punkcie. Napełnić kuwetę pierwszym roztworem wzorcowym i zmierzyć dla niego wartość absorbancji.

2. Wypłukać kuwetę drugim roztworem i po napełnieniu jej tym roztworem zmierzyć jego absorbancję,

3. W ten sam sposób zmierzyć absorbancję dla pozostałych ośmiu roztworów wzorcowych przygotowanych w kolbkach na 50 cm³.

4. Sporządzić wykres wzorcowy zależności absorbancji od zawartości gramowej Fe³⁺ w roztworze (lub stężenia molowego). Zinterpretować przebieg otrzymanego wykresu.

Analiza ilościowa

Analiza ilościowa- dział chemii analitycznej, oznaczenie ilości – zawartości danego pierwiastka, związku chemicznego, jonu, grupy funkcyjnej, fazy w próbce analitycznej (skład zwykle znany). Może też dotyczyć oznaczania składnika głównego, domieszek lub śladów. Metody dzielimy na : chemicznej (konieczna reakcja chemiczna) i instrumentalne (pomiar właściwości fizycznych i fizykochemicznych, za pomocą przyrządów i aparatów)

Etapy:

1. Pobranie i przygotowanie próbki (czasem też rozpuszczenie próbki)

2. Przeprowadzenie oznaczonego składnika w odpowiednią postać chemiczną i oddzielenie od innych (przeszkadzających) składników (np. redukcja, utlenienie, kompleksowanie).

3. Oznaczanie składnika wybraną metodą analityczna

4. Obliczenie wyniku analizy i interpretacja

Ocena metody:

1. Dokładność- odległość uzyskanych wyników od wartości prawdziwej (rzeczywistej) podczac wielokrotnego oznaczania. Gdy wynik bliski wartości prawdziwej, a błąd względny jest mały to metoda jest dokładna.

2. Precyzja- określa wielkość rozrzutu wyników wielokrotnego oznaczenia. Kiedy wyniki mało różnią się od siebie to duża precyzja. Miara jest wartość odchylenia standardowego.

Powtarzalność wyników- wyniki pomiarów, wielokrotnie oznaczanych w jednym laboratorium

Odtwarzalność- wyniki pomiarów, wielokrotnie oznaczane w różnych laboratoriach

1. Wykrywalność- stopień czułośći reakcji chemicznych lub metod analitycznych. Wykrywalne minimum substancji (najmniejsze stężenie lub ilość analizowanego składnika) którą można jeszcze wykryć za pomocą danej reakcji.

2. Oznaczalność- najmniejsza ilość lub stężenie analizowanego składnika, przy których można jeszcze ten składnik określić ilościowo daną metodą. 2-3 razy mniejsza od wykrywalności.

3. Czułość metody analitycznej- decyduje o możliwości zastosowania metody do wykrycia i Ew. oznaczenia danego składnika (dokładność i precyzja). Najmniejsza różnica w wynikach, jaką można uzyskać daną metodą. Kiedy duża oznaczalność to i duża czułość.

Chemiczna analiza ilościowa:

1. Analiza wagowa- określenie masy oznaczonej substancji

2. Analiza objętościowa

- analiza miareczkowa -> chodzi o rekacje między roztworem gdzie znamy stężenie a roztworem którego substancje chcemy oznaczyć, substancje reagują z oznaczonym składnikiem. Miareczkowanie czynność polegająca na dodawaniu z biurety porcjami (miarkami) roztworu miareczkującego (roztwór mianowany zwykle) do roztworu substancji oznaczonej, aż do momentu zakończenia reakcji (punkt końcowy miareczkowania; określam: wizualnie (barwny produkt, zmiana koloru) lub przez obserwacje (zmian i ewentualne pomiary pewnych wartości właściwości fizykochemicznych i fizycznych. ).

Działy analizy miareczkowej:

• Alkacymetria- wykorzystuje reakcje kwasów z zasadami (sub oznaczana kwas, miareczkująca: zasada, albo odwrotnie)

• Redoksometria- wykorzystuje reakcje utleniania i redukcji

• Kompleksometria- wykorzystuje reakcje tworzenia związków kompleksowych (oznaczenie jonów metali przez roztwór związków kompleksujących jony np. EDTA)

• Analiza strąceniowa- wykorzystuje reakcje wytrącania osadów związków trudno rozpuszczalnych (oznacza kationy lub aniony stosując roztwóry strącające wyznaczone jony)

Przepis analityczny- ścisły opis sposobu postępowania prowadzący do oznaczenia określonych składników.

Pojęcia :

Roztwór mianowany- roztwór o konkretnym stężeniu (mianie), w przypadku analizy miareczkowej jest to najczęściej roztwór miareczkujący. Sposób: rozpuszczenie w wodzie dokładnej odważki odpowiedniej substancji podstawowej i rozcieńczenie go odpowiedniej objętośći w kolbie miarowej.

Nastawienie miana (mianowanie roztworu)- operacja ustalenia stężenia roztworu mianowanego. Powinno być wykonane co najmniej trzykrotnie. Wyniki nie powinny się różnić więcej niż o 0,1-0,2%.

Stężenie roztworu mianowanego- określasz obliczając (na podstawie masy odważki substancji podstawowej, masy molowej i pojemnośći kolby miarowej) lub przez miareczkowanie (odpowiednia metoda analityczna za pomocą reakcji chemicznych z roztworem zawierającym odważkę substancji podstawowej lub innym roztworem mianowanym.

Roztwór miareczkujący (titr ant)- roztwór zwykle o dokładnie znanym stężeniu określonego składnika, dodawany do roztworu badanego w analizie miareczkowej. Musi spełniać: reagować z oznacznym składnikiem stechiometrycznie (według ściśle określonego równania chemicznego) i nie mieć reakcji ubocznych.

Substancja podstawowa- substancja stosowana do przygotowania roztworu mianowanego w analizie ilościowej lub mianowania roztworu o przybliżonym stężeniu. Wymagania:

1. Znany, ściśle określony skład chemiczny

2. Łatwe do otrzymania, oczyszczenia i suszenie us przechowywania w stanie czystym

3. Nie mogą być higroskopijne (chłonąć wode) u nie mogą ulegać żadnym zmianom na powietrzu (sam z siebie)

4. Absolutnie czyste

5. Reakcja substancji podstawowej z kreślonym składnikiem powinnam przebiegać stechiometrycznie (plus ściśle według jednego równania rekacji)

6. Lepiej by miała dużą masę molową (mniejszy błąd ważenia)

Przykłady:

1. Alkacymetria: Szczawian sodu (Na₂C₂O₄), kwas benzoesowy (C₆H₅COOH), węglan sodu (Na₂Co₃), tetra boran sodu (Na₂B₄O₇ * 10 H₂O)

2. Alkacymetria i manganometria: kwas szczawiony (Na₂C₂O₄ * H₂O)

3. Jodometria: di chromian VI potasu (K₂Cr₂O₇) i jod (I₂)

4. Analiza strąceniowa: azotan V srebra (AgNO₃), chlorek sodu (NaCl)

5. Kompleksometria: sól disodowa kwasu wesenowego (EDTA)

Wskaźnik- substancja pozwalająca na stwierdzenie określonej cechy badanego roztworu lub zmian jaka w nim zaistniała (wskaźniki pH, erdoks, meta chromowe, promieniotwórcze)

Twardość wody

Jest to właściwość spowodowana obecnością rozpuszczonych soli wapnia i magnezu w wodzie. Jony pochodzą z rozpuszczonych w wodzie soli wodorowęglanowych, siarczanowych, chlorkowych i innych. Wchodzą one w wiele niekorzystnych reakcji.

Opisuję się ją jako zdolność do tworzenia kamienia kotłowego.

Osadzanie się kamienia jest problemem ze względu na pogorszenie przewodnictwa ciepła. Również mogą powstać „kłaczki zawiesiny” palamitynianu.

Twardość trwała- spowodowana obecnością siarczanów i chlorków wapnia i magnezu. Usunąć ją można przed dodanie sody (Na₂CO₃) lub ortofosforanu V sodu (Na₃PO­₄)

Twardość węglanowa, przemijająca- Przy wrzeniu zachodzi rozkład wodorowęglanów i twardość ta przemija (wytrąca się węglan wapnia i wodorotlenek magnezu- osad) Usuwa się ją dodając do wody mleka wapiennego (wodny roztwór Ca(OH)₂

Wyraża się ją w Mm/dm³ i w skali niemieckiej lub milimolowej. Ale!

Mm/dm³ odpowiada stężeniu molowemu pomnożonemu przez 100, bo 1mol = 1000moli

1stopień niemicki odpowiada takiej ilośći jonów wapnia lub magnezu, która powoduje twardość wody identyczną z twardością powstałą po rozpuszczeniu w 1dm³ wody 10.0 mg CaO

1 stopień Mm odpowiada zawartośći połowy milimola jonów wampia lub magnezu w 1 dm³ co wynosi odpowiedniu 20,04 Ca 2+ lub 12,16 mg jonów Mg 2+ w 1 dm³ wody.

1stmM = 0,5 mM/dm³

1stmM= 2,8 stN

1N=0,357 st Mm

Wodę do twardości 7 N jest miekka, powyżej 20 twarda. Woda w sieci wodociągowej wielkich miast ma 15-25 N

Konduktometria

1. Cel ćwiczenia

Celem ćwiczenia jest zapoznanie się z takimi pojęciami teoretycznymi jak : przewodnictwo elektryczne, ruchliwość jonów, przewodnictwa : właściwe, jonowe, molowe

i równoważnikowe, opanowanie techniki pomiaru przewodnictwa roztworów elektrolitów.

Celem ćwiczenia jest również wykonanie miareczkowania konduktometrycznego roztworów

mocnego i słabego kwasu mocną zasadą NaOH, a także wyznaczenie punktu równoważności molowej reakcji kwas – zasada i obliczenie zawartości gramowej mocnego i

słabego kwasu w analizowanych roztworach.

1. Wstęp teoretyczny

Przepływ prądu elektrycznego przez substancje polega na ruchu elektrolitów w:

1. Przewodnikach I klasy (opór właściwy wzrasta wraz ze wzrostem temperatury, a w niskich temperaturach maleje praktycznie do zera, w bardzo niskich temperaturach metale mają bardzo mały opór i duże przewodnictwo, co nazywa się nadprzewodnictwem)

1. Przewodniki metaliczne

2. półprzewodniki

1. Przewodnikach jonowych lub przewodnikach elektrolitycznych

1. Elektrolity właściwe (zbudowane z jonów)

2. Elektrolity potencjalne (rozpadające się na jony pod wpływem rozpuszczalnika)

Konduktometria, jest to metoda w której wykorzystuje się przepływ prądu elektrycznego przez roztwory elektrolitów, stosując:

1. Bezpośredni pomiar przewodnictwa roztworu proporcjonalnego do stężenia jonu w roztworze elektrolitu w pewnym zakresie stężenia

2. Zależność zmian przewodnictwa roztworu od objętości roztworu miareczkującego (miareczkowanie konduktometryczne). Do oznaczenia ilośniowego substancji wykorzystuje się rekacje kwas-zasada, stracania osadów, utlenienia, redukcji i kompleksowania

Ruchliwość jonów- określa to prędkość poruszania się jonu (m/s) w polu elektrycznym o natężeniu 1V/m. Jednostką jest m²/SV, zależy od:

1. Rodzaju jonu

2. Rodzaju rozpuszczalnika

3. Temperatury

4. Stężenia

Istnieje ścisła zależność między przewodnictwem i stężeniem roztworu. Została wykazana przez Kohlrauscha za pomocą równań:

λ_m=K/c [S·m²/mol]

gdzie:

λ_m- przewodnictwo molowe oztworu

k- przewodnictwo właściwe roztworu

c- stężenie molowe

Dla elektrolitów, których cząsteczki dysocjują z wytworzeniem więcej niż jednego jonu danego znaku lub z wytworzeniem jonów o bezwzględnej wartości ładunku większej niż 1, istnieje zależność

λ_r=K/c·z

Gdzie:

λ_r- przewodnictwo równoważnikowe roztworu

k- przewodnictwo właściwe roztworu

c- stężenie molowe

z-wartość bezwzględna sumarycznego ładunku jonów tego samego znaku powstających z jednej cząsteczki elektrolitu

przewodnictwo jonowe – pojęcie wprowadzone, ponieważ od rodzaju jonów zależy przewodnictwo równoważnikowe roztworu.

l= u · F

Gdzie:

l- przewodnictwo jonowe

u- ruchliwość jonu

F- stała Faradaya, 96486 C/mol

W roztworze nieskończenie rozcieńczonym istnieje przewodnictwo:

l^∞= u^∞ · F

Można je zapisać dla kationów (indeks dolny k) i anionów (indeks dolny a):

l^∞_k= u^∞_k · F

l^∞_a= u^∞_a · F

Graniczne przewodnictwo jonowe kationów przyjmuje wartośći od 4 ·10^-3 do 7 ·10^-3 S·m²/mol, z wyjątkiem kationu wodorowego, a graniczne przewodnictwo jonowe anionów od 510^-3 do 7 10^-3 S·m²/mol, gdzie wyjątkiem jest anion wodorotlenowy.

Graniczne przewodnictwo równoważnikowe roztworu elektrolitu λ^∞_r jest sumą granicznych przewodnictw jonowych kationu i anionu występujących w roztworze (prawo Kohlrauscha)

λ^∞_r= l^∞_{k +} l^∞_a

Co, więcej można po przekształceniu wzorów otrzymać równanie, nazywane prawem niezależnej wędrówki jonów:

λ^∞_r= F(u^∞_k + u^∞_a)

W roztworach o określonym stężeniu:

λ_r= αF(u^∞_k + u^∞_a)

Gdzie:

α- stopień dysocjacji elektrolitu, określany przez wzór:

α= λ_{r /} λ^∞_r

Pomiar przewodnictwa roztworów słabych elektrolitów mogą służyć do wyznaczenia stopnia dysocjacji i stałych dysocjacji słabych elektrolitów. Stosując roztwory wzorcowe (np. KCl) o znanym przewodnictwie właściwym K_wzorc wyznacza się syałą charakterystyczną dla używanego naczynka konduktometrycznego (stałą konduktometryczną naczynia)

k=l/S

Gdzie:

l- odległość między elektrodami

S- powierzchnia elektrody

Co oznacza, że

K_wzorc= k · λ

Mierząc wartość λ można obliczyć wartość stałej k, a następnie policzenie wartośći stałej dysocjacji K, stosując prawo rozcieńczeń Ostwalda:

K= (α²·c)/(1-α)

Potencjometria

1. Cel ćwiczenia.

Celem ćwiczenia jest:

• Zapoznanie się z takimi pojęciami, jak: elektroda, potencjał elektrody, rodzaje elektrod, elektrody stosowane do pomiaru pH roztworu – ich zalety i wady;

• Opanowanie techniki pomiaru pH roztworu metodą potencjometryczną;

• Wykonanie miareczkowania potencjometrycznego mocnego i słabego kwasu mocną zasadą;

• Wyznaczenie punktu równoważności molowej reakcji kwas – zasada i obliczenie zawartości gramowej mocnego i słabego kwasu w analizowanych roztworach.

1. Wstęp teoretyczny.

2. Wykonanie ćwiczenia.

• Miareczkowanie mocnego kwasu mocną zasadą

HCl + NaOH → NaCl +H₂O

1. Otrzymany od prowadzącego ćwiczenia roztwór HCl w kolbie o pojemości 100 cm³ dopełnić wodą destylowaną do kreski. Wymieszać.

2. Odmierzyć pipetą 20 cm³ roztworu do zlewki 250 cm³ i wrzucić mieszadełko. Po ustawieniu zlewki na płytce mieszadła magnetycznego umieścić w niej elektrodę kombinowaną podłączoną do pH – metru. Dodać taką ilość wody destylowanej, aby elektroda była zanurzona w roztworze i jednocześnie nie uderzało o nią mieszadełko magnetyczne.

3. Po włączeniu mieszadła magnetycznego i wymieszaniu roztworu odczytać początkową wartość pH roztworu kwasu.

4. Przystąpić do miareczkowania mianowanym roztworem zasady sodowej, dodając po 1 cm³ roztworu z biurety i odczytując po krótkim odczekaniu każdorazowo pH roztworu.

5. Miareczkowanie prowadzić do momentu uzyskania na drugim płaskim odcinku krzywej 8 – 10 punktów.

6. Po skończeniu pomiarów elektrodę wypłukać wodą destylowaną.

• Miareczkowanie słabego kwasu mocną zasadą.

Ch₃COOH + NaOH → CH₃COONa + H₂O

1. Otrzymany roztwór w kolbie 100 cm³ roztwór CH₃COOH dopełnić wodą destylowaną do kreski. Wymieszać.

2. Odmierzyć pipetą 20 cm³ roztworu do zlewki na 250 cm³ i wrzucić mieszadełko.

3. Dalszy tok postępowania – jak poprzednio podczas miareczkowania mocnego kwasu mocną zasadą. Miareczkować badany roztwór, dodając po 1 cm³ mianowanego roztworu zasady sodowej z biurety, za każdym razem odczytując pH roztworu.

4. Miareczkować do momentu uzyskania na ostatnim płaskim odcinku krzywej 8 – 10 punktów.

5. Po skończeniu pomiarów wyłączyć pH – metr, elektrodę kombinowaną pozostawić w zlewce z wodą destylowaną.

Metody spektoskropowe

Metody spektroskopowe- jest to zespół metod w chemii i fizyce zajmujących się badaniem przejawów oddziaływania między promieniowaniem elektromagnetycznym a materią (zbiorem atomów, cząsteczek itd.) oraz badaniem na tej podstawie budowy i właściwości atomów, cząsteczek i jąder atomów

Analiza kolorymetryczna (kolorymetria)- metoda spektroskopowa wykorzystująca zjawisko pochłaniania (absorpcji) światła przez roztwory do ilościowego oznaczania substancji barwnych lub barwiących się w wyniku reakcji oznaczonej składnika z odpowiednim odczynnikiem.

Prawo Lamberta-Beera- jest to podstawowe prawo spektroskopii absorpcyjnej. Absorpcja promieniowania przepuszczalnego przez ośrodek jest proporcjonalna do grubości warstwy absorpcyjnej i stężenia substancji rozpuszczonej w wodzie

A= ε· c · l

Gdzie:

A- Absorbancja (wartość mierzona absorpcji).

l- grubość warstwy absorbującej, zwykle grubość kuwety w której umieszcza się roztwór, [cm]

c- stężenie molowe roztworu [mol/dm³]

ε- współczynnik proporcjonalności, tzw. Molowy współczynnik absorbancji (molowy współczynnik pochłaniania), [dm³/(mol·cm)]. Jego wartość w stałych warunkach ciśnienia, temperatury oraz długości fali elektromagnetycznej jest wielkością stałą, charakterystyczną dla danej substancji, niezależną od jej stężenia

prawo addytywności absorpcji- Jeżeli w roztworze znajduje się wiecej niż jedna substancja absorbująca promieniowanie, to absorbancja tego roztworu jest różna sumie absorbancji jego poszczególnych składników

A= A₁+ A₂+A₃+…+A_n

Wykres zależności absorbancji od stężenia roztworu jest w pewnym zakresie stężeń linią prostą, wtedy spełnia on prawo Lamberta-Beera. Jeżeli w roztworach stężonych występuje wzajemne oddziaływanie cząsteczek substancji rozpuszczonej i rozpuszczalnika, to te prawo przestaje być spełnione.

Transmitacja- wartość mierzona przepuszczalności

A=-logT

A- Absorbancja

T- transmitacja

Absorbancja zależna jest od długości fali promieniowania padającego. Przepuszczając przez roztwór barwny światło białe o różnej długości fal i mierząc wartości absorbancji, uzyskuje się krzywą absorpcji (widmo absorpcyjne).

Analityczna długość fali- jest to długość fali przy której występuje największa absorbancja i najmniejsza transmitacja

Wykres wzorcowy- jest to wykres zależności A=f(c), dzięki niemu można określić stężenie roztworu któremu określiło się absorbancję.

Zadania

Zadanie 1. Zgodnie z normami Unii Europejskiej dopuszczalna zawartość jonów azotanowych(V) w wodzie pitnej wynosi 44 mg/dm3 wody. Po zbadaniu próbki wody pobranej z rzeki okazało się, ze w objętości 30 cm3 tej wody znajduje się 0,004 g jonów azotanowych(V). Określ, czy woda pobrana z rzeki nadaje się do picia. Odpowiedź uzasadnij odpowiednimi obliczeniami. Odp. Nie.

Zadanie 2. Do 300g 7% wodnego roztworu kwasu cytrynowego dodano 250 cm3 wody i dosypano 12g tego kwasu. Oblicz stężenie procentowe roztworu. Odp. 6%.

Zadanie 3. Obliczyć stężenie procentowe azotanu(V) wapnia w roztworze otrzymanym po rozpuszczeniu 20g czterohydratu azotanu(V) wapnia [Ca(NO3)2 .4H2O] w 130g wody. Odp. 9,66%.

Zadanie 4. Analiza wody deszczowej wykazała, że w 1dm3 znajduje się 20mg kwasu azotowego(V) i 50 mg kwasu siarkowego(VI). Przyjmując gęstość wody deszczowej d=1g/cm3, oblicz stężenie procentowe kwasów w badanej deszczówce. Odp. 0,002% i 0,005%.

Zadanie 5. Jaką objętość gliceryny o gęstości 1,26g/cm3 należy wziąć aby otrzymać 200g 15% wodnego roztworu gliceryny? Odp. 23,81cm3.

Zadanie 6. Badając czystość chemiczną stopu miedzi półprzewodnikowej stwierdzono, że w próbce o masie 0,5421 g znajduje się 4 μg srebra. Wyraź zawartość tego zanieczyszczenia w procentach oraz ppm. Odp. 7,38.10-4%, 7,38ppm.

Zadanie 7. Oblicz zawartość procentową jonów siarczanowych(VI) w wodzie, jeżeli badania wykazały 65 ppm SO42-. Odp. 0,0065%.

Zadanie 8. Jaką objętość stężonego 97% H2SO4 (d = 1.84 g/cm3) należy dodać do 1.6 dm3 20% H2SO4 (d = 1.14 g/cm3) aby jego stężenie wzrosło do 33%. Odp. 201,46cm3.

Zadanie 9. Jeżeli mamy 100 g wodnego roztworu sacharozy o stężeniu 5%, a chcemy otrzymać 200 g roztworu o stężeniu 10% to ile trzeba dodać wody, a ile sacharozy? Odp. 85cm3 wody i 15g sacharozy.

Zadanie 1. Jaka jest gęstość 2,2 molowego roztworu wodorotlenku potasu, jeśli wiemy, że jego stężenie wynosi 11%? Odp. 1,12g/cm3.

Zadanie 2. Srebrną obrączkę o masie 2,5 g wrzucono do kwasu azotowego(V) a następnie po roztworzeniu metalu wytrącono jony srebrowe roztworem chlorku sodowego. Wysuszony osad ważył 2,87 g. Oszacuj zawartość procentową czystego srebra w obrączce. Odp. 86,40%.

Zadanie 3. Pewną objętość 20% roztworu kwasu azotowego(V) o gęstości 1,16g/cm3 wlano do 500cm3 0,100 molowego roztworu tego kwasu otrzymując roztwór o stężeniu 0,200mol/dm3. Obliczyć wyjściową objętość kwasu oraz miano końcowego roztworu. Odp. 14,36cm3, 0,232g/cm3.

Zadanie 4. Oblicz stężenie procentowe roztworu wodorotlenku potasu o gęstości 1,13 g·cm-3

i stężeniu 2,825 mol·dm-3. Odp. 14,03%.

Zadanie 5. Oblicz stężenie procentowe roztworu glukozy, którego stężenie molalne wynosi 3,00 mol/kg. Odp. 35,09%.

Zadanie 6. Oblicz ile cm3 wody należy zmieszać ze 100 cm3 roztworu HNO3 o gęstości 1,34 g·cm-3 i stężeniu 55,0 % aby otrzymać roztwór o stężeniu 0,100 mol·dm-3. Odp. 11,59dm3.

Zadanie 7. Oblicz stężenie molowe roztworu otrzymanego przez zmieszanie

100 cm3 12,5 % roztworu HCl o gęstości 1,06 g·cm-3 z 900 cm3 0,50 molowego

kwasu solnego. Odp. 0,813mol/dm3.

Zadanie 8. Oblicz masę molową substancji wiedząc, że jej 50,0 % roztwór o gęstości

1,31 g·cm-3 ma stężenie 10,40 mol·dm-3. Odp. 62,98g/mol.

Zadanie 9. 150 cm3 48,0 % roztworu NaOH o gęstości 1,51 g·cm-3 rozcieńczono wodą do

objętości 10,0 dm3. Oblicz stężenie molowe otrzymanego roztworu. Zakładając, że

gęstość końcowego roztworu wynosi 1,0 g·cm-3, oblicz stężenie molalne i ułamek

molowy NaOH w końcowym roztworze. Odp. 0,2718g/dm3, 0,2748mol/kg.